安徽高一年級化學知識點歸納理綜考點2023

安徽高一年級化學知識點歸納理綜考點2023高一年級化學知識點歸納11、概念可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉化過程，稱為化學平衡的移動。2、化學平衡移動與化學反應速率的關系(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。(3)v正3、影響化學平衡的因素4、“惰性氣體”對化學平衡的影響①恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。②恒溫、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小5、勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。高一年級化學知識點歸納2一、物質的分類1、常見的物質分類法是樹狀分類法和交叉分類法。2、混合物按分散系大小分為溶液、膠體和濁液三種，中間大小分散質直徑大小為1nm—100nm之間，這種分散系處于介穩(wěn)狀態(tài)，膠粒帶電荷是該分散系較穩(wěn)定的主要原因。3、濁液用靜置觀察法先鑒別出來，溶液和膠體用丁達爾現(xiàn)象鑒別。當光束通過膠體時，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由于膠體粒子對光線散射形成的。4、膠體粒子能通過濾紙，不能通過半透膜，所以用半透膜可以分離提純出膠體，這種方法叫做滲析。5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3飽和溶液，煮沸至紅褐色，即制得Fe(OH)3膠體溶液。該膠體粒子帶正電荷，在電場力作用下向陰極移動，從而該極顏色變深，另一極顏色變淺，這種現(xiàn)象叫做電泳。二、離子反應1、常見的電解質指酸、堿、鹽、水和金屬氧化物，它們在溶于水或熔融時都能電離出自由移動的離子，從而可以導電。2、非電解質指電解質以外的化合物(如非金屬氧化物，氮化物、有機物等);單質和溶液既不是電解質也不是非電解質。3、在水溶液或熔融狀態(tài)下有電解質參與的反應叫離子反應。4、強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強堿(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶于水都完全電離，所以電離方程式中間用“==”。5、用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子叫離子方程式。在正確書寫化學方程式基礎上可以把強酸、強堿、可溶性鹽寫成離子方程式，其他不能寫成離子形式。6、復分解反應進行的條件是至少有沉淀、氣體和水之一生成。7、離子方程式正誤判斷主要含①符合事實②滿足守恒(質量守恒、電荷守恒、得失電子守恒)③拆分正確(強酸、強堿、可溶鹽可拆)④配比正確(量的多少比例不同)。8、常見不能大量共存的離子：①發(fā)生復分解反應(沉淀、氣體、水或難電離的酸或堿生成)②發(fā)生氧化還原反應(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+與S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-)③絡合反應(Fe3+、Fe2+與SCN-)④注意隱含條件的限制(顏色、酸堿性等)。三、氧化還原反應1、氧化還原反應的本質是有電子的轉移，氧化還原反應的特征是有化合價的升降。2、失去電子(偏離電子)→化合價升高→被氧化→是還原劑;升價后生成氧化產物。還原劑具有還原性。得到電子(偏向電子)→化合價降低→被還原→是氧化劑;降價后生成還原產物，氧化劑具有氧化性。3、常見氧化劑有：Cl2、O2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等，常見還原劑有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等4、氧化還原強弱判斷法①知反應方向就知道“一組強弱”②金屬或非金屬單質越活潑對應的離子越不活潑(即金屬離子氧化性越弱、非金屬離子還原性越弱)③濃度、溫度、氧化或還原程度等也可以判斷(越容易氧化或還原則對應能力越強)。高一年級化學知識點歸納3離子反應1.強電解質和弱電解質①融化狀態(tài)下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。⑤電解質溶液中，陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)相等，股顯電中性，稱電荷守恒。(2)強電解質和弱電解質(1)離子反應a.定義：有離子參加或有離子生成的反應稱為離子反應。指在水溶液中有電解質參加的一類反應。b.本質：溶液中某些離子能相互作用，使這些離子的濃度減小。c.、離子反應分類與發(fā)生條件：間的某個反應，而且可以表示同一類型的離子反應。書寫步驟：“一寫”：首先以客觀事實為依據(jù)寫出反應的化學方程式;“二改”：把易溶于水、易電離物質改寫成離子形式(最關鍵的一步)：“三刪”：刪去方程式兩邊未參加反應的離子;“四查”：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。3.離子共存所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應;若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。(1)結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等(2)結合生成氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如H+和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等(3)結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3C